Токсическое действие[править | править исходный текст]

Углерод входит в состав атмосферных аэрозолей, в результате чего может изменяться региональный климат, уменьшаться количество солнечных дней. Углерод поступает в окружающую среду в виде сажи^{[источник не указан 1641 день]} в составе выхлопных газов автотранспорта, при сжигании угля на ТЭС, при открытых разработках угля, подземной его газификации, получении угольных концентратов и др. Концентрация углерода над источниками горения 100—400 мкг/м³, крупными городами 2,4—15,9 мкг/м³, сельскими районами 0,5 — 0,8 мкг/м³. С газоаэрозольными выбросами АЭС в атмосферу поступает (6—15)·10⁹ Бк/сут ¹⁴СО₂.

Высокое содержание углерода в атмосферных аэрозолях ведет к повышению заболеваемости населения, особенно верхних дыхательных путей и легких. Профессиональные заболевания — в основном антракоз и пылевой бронхит. В воздухе рабочей зоны ПДК, мг/м³: алмаз 8,0, антрацит и кокс 6,0, каменный уголь 10,0, технический углерод и углеродная пыль 4,0; в атмосферном воздухе максимальная разовая 0,15, среднесуточная 0,05 мг/м³.

Токсическое действие ¹⁴С, вошедшего в состав биологических молекул (особенно в ДНК и РНК), определяется его радиационным взаимодействием с β-частицами (¹⁴С (β) → ¹⁴N), приводящим к изменению химического состава молекулы. Допустимая концентрация ¹⁴С в воздухе рабочей зоны ДК_А 1,3 Бк/л, в атмосферном воздухе ДК_Б 4,4 Бк/л, в воде 3,0·10⁴ Бк/л, предельно допустимое поступление через органы дыхания 3,2·10⁸ Бк/год.

См. Также[править | править исходный текст]

Химическая активность p-элементов

p-блок в периодической таблице элементов — электронная оболочка атомов, валентные электроны которых с наивысшей энергией занимают p-орбиталь.

В p-блок входят последние шесть групп главной подгруппы, исключая гелий (который находится в s-блоке). Данный блок содержит все неметаллы (исключая водород и гелий) иполуметаллы, а также некоторые металлы.

P-блок содержит в себе элементы, которые имеют различные свойства, как физические, так и механические. P-неметаллы — это, как правило, высокореакционные вещества, имеющие сильную электроотрицательность, p-металлы — умеренно активные металлы, причём их активность повышается к низу таблицы химических элементов.

Закономерности в изменении свойств оксидов, гидроксидов в периодах и группах.

В преиодах с увеличением заряда ядра кислотные свойства усиливаются, основные ослабевают. В главных подгруппах, - кислотные ослабевают, а основные усиливаются.

Свойства простых веществ

Неметаллы — это химические элементы, которые образуют в свободном виде простые вещества, не обладающие физическими свойствами металлов. Из 109 химических элементов 87 относятся к металлам, 22 являются неметаллами.

Неметаллы — простые вещества при обычных условиях могут быть газами, жидкостями и твердыми веществами.

Газами являются гелий Не, неон Ne, аргон Аг, криптон Кг, ксенон Хе, радон Rn. Их называют инертными газами. Каждая молекула инертного газа состоит из одного атома. На внешнем электронном уровне у атомов инертных газов (за исключением гелия) восемь электронов. У гелия — два. Своей химической устойчивостью инертные газы напоминают благородные драгоценные металлы — золото и платину, и у них есть второе нмзяа-иым газам, так как они все-таки вступают иногда химические реакции и образуют химические соединения. В 1962 г. появилось сообщение о том, что получено соединение ксенона с фтором. С тех пор подучено более 150 химических соединении ксенона, криптона, радона с фтором, кислородом, хлором, азотом.

Представление о химической: исключительности инертных, пли благородных, газов оказалось не очень состоятельным, и потому вместо предполагаемой нулевой группы инертные газы были помещены в VIII группу Периодической системы.

Газы водород, кислород, азот, хлор, фтор образуют двухатомные молекулы, соответственно — H2, O2, N2, Cl2, F2.

Выражение состава вещества с помощью химических и математических знаков отражается химической формулой. По химической формуле, как вы уже знаете, вычисляют относительную молекулярную массу вещества (Мг). Относительная молекулярная масса простого вещества равна произведению относительной атомной массы нн число атомов в молекуле, например кислорода О2:

Mr(O2) = Ar(0) • 2 = 16 • 2 = 32.

Однако элемент кислород образует еще одно газообразное простое вещество — озон, в состав молекул которого входит уже три атома кислорода.

Химическая формула: О3.

Способность атомов одного химическоuj элемента образовывать несколько простых веществ называется аллотропией, а эти простые вещества — аллотропными видоизменениями, или модификациями.

Свойства аллотропных модификаций химического элемента кислорода: простых веществ кислорода O2 и озона O3 различны.

Кислород не имеет запаха, а озон пахнет (отсюда и название его - в переводе с греческого оно означает - пахнущий). Этот запах, аромат свежести, можно почувствовать во время грозы, так как озон образуется в малых количествах в воздухе в результате электрических разрядов.

Кислород — газ без цвета, а озон имеет бледно-фиолетовый цвет. Озон более бактерициден (лат. ицдао — «убивать»), чем кислород. Поэтому озон применяется для обеззараживания питье вой воды. Озон способен удерживать ультрафиолетовые лучи солнечного спектра, которые губительны для всего живого на Земле, и потому озоновый экран, который располагается в атмосфер на высот» 20—35 км, защищает жизнь нп нашей планете.

Ил 22 простых веществ-неметаллов при обычных условиях жидкостью является только бром, молекулы которого двухатомны. Формула брома: Вr2. Это тяжелая бурая, с неприятным запахом жидкость (отсюда b название, так как бромос с древнегреческого переводится как «зловонный»).

Некоторые твердые вещества-неметаллы известны с древнейших времен — это сера иуглерод (древесный уголь).

У твердых веществ неметаллов также наблюдается явление аллотропии. Так, элемент углерод образует такие простые вещества, как алмаз, графи г и др. Причина в различии свойств алмаза и графита заключается в различном строении кристаллических решеток этих веществ, которые вы рассмотрите несколько позднее.

Элемент фосфор имеет две аллотропные модификации: фосфор красный (им покрывают боковую сторону спичечного коробка) и фосфор белый. Последний имеет четырех атом ную молекулу, и состав его отражается формулой: Р4.

К твердым веществам-неметаллам относится кристаллический иод с двухатомной молекулой I2. Не путайте его со спиртовым раствором иода - - йодной настойкой, которая имеется в каждой домашней аптечке. Кристаллический иод и графит не похожи на остальные неметаллы — они имеют металлический блеск.

Чтобы показать относительность деления простых веществ на основании их физических свойств на металлы и неметаллы, рассмотрим аллотропию олова вп. При комнатнойтемпературе обычно существует бета-олово. Это всем известное белое олово — металл, из которого раньше отливали оловянных солдатиков (вспомните знаменитую сказку Г. X. Андерсена "Стойкий оловянный солдатик") и которым покрывают изнутри консервные бамкн. При температуре ниже +13,2º С более устойчиво альфа олово — серый мелкокристаллический порошок, имеющий скорее свойства неметалла Процесс превращения белого олова в серое быстрее всего идет при температуре -33ºС. Это пре-в ращен не получало образное название "оловянной чумы". Сравним теперь металлы и неметаллы с помощью Таблицы 3.

Водородные соединения металлов и неметаллов

С неметаллами водород образует летучие соединения молекулярного строения. В обычных условиях это газы или летучие жидкости.

Проследим сначала, как изменяются свойства водородных соединений неметаллов в периодах слева направо. Так, например, рассмотрим свойства водородных соединений металлов 2-го периода – азота и фтора. Аммиак NH3 обладает основными свойствами, а фтороводород HF – кислотными. Такими же свойствами обладают водородные соединения элементов 3-го периода – фосфин PH3 и хлороводород HCl.

Следовательно, в периодах слева направо кислотные свойства летучих водородных соединений неметаллов в водных растворах усиливаются.

1) В периодах слева направо у ионов элементов положительный заряд увеличивается. В связи с этим кислотные свойства летучих водородных соединений элементов в водных растворах усиливаются.

2) В группах сверху вниз отрицательно заряженные анионы (например, F-, Cl-, Br-, I-) всё слабее притягивают положительно заряженные ионы водорода H+. В связи с этим облегчается процесс отщепления ионов водорода H+ и кислотные свойства водородных соединений увеличиваются.

3) Водородные соединения неметаллов, обладающие в водных растворах кислотными свойствами, реагируют со щелочами. Водородные же соединения неметаллов, обладающие в водных растворах основными свойствами, реагируют с кислотами.

4) Окислительная активность водородных соединений неметаллов в группах сверху вниз сильно увеличивается. Например, окислить фтор из водородного соединения HF химическим путём нельзя, окислить же хлор из водородного соединения HCl можно различными окислителями. Это объясняется тем, что в группах сверху вниз резко возрастают атомные радиусы, в связи с чем отдача электронов облегчается. 

Аномалии физических и химических свойств воды

В периодической системе элементов Д.И. Менделеева кислород образует отдельную подгруппу. Она так и называется: подгруппа кислорода.

Входящие в нее кислород, сера, селен и теллур имеют много общего в физических и химических свойствах. Общность свойств прослеживается, как правило, и для однотипных соединений, образованных членами подгруппы. Однако для воды характерно отклонение от правил.

Из самых легких соединений подгруппы кислорода (а ими являются гидриды) вода – легчайшее. Физические характеристики гидридов, как и других типов химических соединений, определяются положением в таблице элементов соответствующей подгруппы. Так, чем легче элемент подгруппы, тем выше летучесть его гидрида. Поэтому в подгруппе кислорода самой высокой должна быть летучесть воды – гидрида кислорода.

Это же свойство очень явственно проявляется и в способности воды «прилипать» ко многим предметам, то есть смачивать их. При изучении этого явления установили, что все вещества, которые легко смачиваются водой (глина, песок, стекло, бумага и др.), не-

пременно имеют в своем составе атомы кислорода. Для объяснения природы смачивания этот факт оказался ключевым: энергетически неуравновешенные молекулы поверхностного слоя воды получают возможность образовывать дополнительные водородные связи с «посторонними» атомами кислорода. Благодаря поверхностному натяжению и способности к смачиванию, вода может подниматься в узких вертикальных каналах на высоту большую чем та, которая допускается силой тяжести, то есть вода обладает свойством капиллярности.

Капиллярность играет важную роль во многих природных процессах, происходящих на Земле. Благодаря этому вода смачивает толщу почвы, лежащую значительно выше зеркала грунтовых вод и доставляет корням растений растворы питательных веществ. Капиллярностью обусловлено движение крови и тканевых жидкостей в живых организмах.

Самыми высокими оказываются у воды как раз те характеристики, которые должны были бы быть самыми низкими: температуры кипения и замерзания, теплоты парообразования и плавления.

Температуры кипения и замерзания гидридов элементов кислородной подгруппы графически представлены на рис. 1.7. У самого тяжелого из гидридов H₂Te они отрицательны: выше 0°С это соединение газообразно. По мере перехода к гидридам более легким

(H₂Se, H₂S) температуры кипения и замерзания все более снижаются. Сохранись и далее эта закономерность, можно было бы ожидать, что вода должна кипеть при -70°С и замерзать при -90°C. В таком случае в земных условиях она никогда не могла бы существовать ни в твердом, ни в жидком состояниях. Единственно возможным было бы газообразное (парообразное) состояние. Но на графике зависимости температуры неожиданно резкий подъем – температура кипения воды +100°С, замерзания – 0°C. Это наглядное преимущество ассоциативности – широкий температурный интервал существования, возможность осуществить все фазовые состояния в условиях нашей планеты. Ассоциативность воды сказывается и на очень высокой удельной теплоте ее парообразования. Чтобы испарить воду, уже нагретую до 100°С, требуется вшестеро больше количества теплоты, чем для нагрева этой же массы воды на 80°С (от 20 до 100°С).

Каждую минуту миллион тонн воды гидросферы испаряется от солнечного нагрева. В результате в атмосферу постоянно поступает колоссальное количество теплоты, эквивалентное тому, которое бы вырабатывали 40 тысяч электростанций мощностью 1 млрд. киловатт каждая.

При плавлении льда немало энергии уходит на преодоление ассоциативных связей ледяных кристаллов, хотя и вшестеро меньше, чемпри испаренииводы. Молекулы Н₂O фактически остаются в той же среде, меняется лишь фазовое состояние воды.

Удельная теплота плавления льда более высокая, чем у многих веществ, она эквивалентна расходу количества теплоты при нагреве 1 г воды на 80°С (от 20 до 100°С).

При замерзании воды соответствующее количество теплоты поступает в окружающую среду, при таянии льда – поглощается. Поэтому ледяные массы, в отличие от масс парообразной воды, являются своего рода поглотителями тепла в среде с плюсовой температурой.

Аномально высокие значения удельной теплоты парообразования воды и удельной теплоты плавления льда используются человеком в производственной деятельности. Знание природных особенностей этих физических характеристик иногда подсказывает сме-

лые и эффективные технические решения. Так, воду широко применяют в производстве как удобный и доступный охладитель в самых разнообразных технологических процессах. После использования воду можно возвратить в природный водоем и заменить свежей порцией, а можно снова направить на производство, предварительно охладив в специальных устройствах – градирнях.

На многих металлургических производствах Донбасса в качестве охладителя используют не холодную воду, а кипяток. Охлаждение идет за счет использования теплоты парообразования – эффективность процесса повышается в несколько раз, к тому же отпадает надобность в сооружении громоздких градирен. Конечно, кипяток-охладитель используют там, где нужно охладить объекты, нагретые выше 100°C. А вот пример совсем из другой области человеческой деятельности – сельского хозяйства, садоводства. Когда поздней весной внезапные ночные заморозки угрожают цветущим плодовым деревьям, опытные садоводы находят выход, кажущийся совершенно неожиданным: они проводят дождевание сада. Пелена мельчайших водных брызг окутывает замерзающие деревья. Капельки воды покрывают лепестки цветов. Превращаясь в лед, вода надевает на цветы ледяную шубу, отдавая при этом им свое тепло (335 Дж от 1 г замерзающей воды).

Широкое применение воды в качестве охладителя объясняется не только и не столько ее доступностью и дешевизной. Настоящую причину нужно тоже искать в ее физических особенностях. Оказывается, вода обладает еще одной замечательной способностью – высокой теплоемкостью. Поглощая огромное количество теплоты, сама вода существенно не нагревается. Удельная теплоемкость воды в пять раз выше, чем у песка, и почти в десять раз выше, чем у железа.

Способность воды накапливать большие запасы тепловой энергии позволяет сглаживать резкие температурные колебания на земной поверхности в различные времена года и в разное время суток. Благодаря этому вода является основным регулятором теплового режима нашей планеты.

Интересно, что теплоемкость воды аномальна не только по своему значению. Удель-

ная теплоемкость разная при различных температурах, причем характер температурного изменения удельной теплоемкости своеобразен: она снижается по мере увеличения температуры в интервале от 0 до 37°С, а при дальнейшем увеличении температуры – возрастает. Минимальное значение удельной теплоемкости воды обнаружено при температуре 36,79°С, а ведь это нормальная температура человеческого тела! Нормальная температура почти всех теплокровных живых организмов также находится вблизи этой точки.

Оказалось, что при этой температуре осуществляются и микрофазовые превращения в системе «жидкость – кристалл», то есть «вода – лед». Установлено, что при изменении температуры от 0 до 100°С вода последовательно проходит пять таких превращений. Назвали их микрофазовыми, так как протяженность кристаллов микроскопична, не более 0,2...0,3 нм. Температурные границы переходов – 0, 15, 30, 45, 60 и 100°С.

Температурная область жизни теплокровных животных находится в границах третьей фазы (30...45°С). Другие виды организмов приспособились к иным температурным интервалам. Например, рыбы, насекомые, почвенные бактерии размножаются при температурах, близких к середине второй фазы (23...25°С), эффективная температура весеннего пробуждения семян приходится на середину первой фазы (5...10°С).

Характерно, что явление прохождения удельной теплоемкости воды через минимум при температурном изменении обладает своеобразной симметрией: при отрицательных температурах также обнаружен минимум этой характеристики. Он приходится на – 20°С.

Если вода ниже 0°С сохраняет не замерзшее состояние, например, будучи мелкодисперсной, то около -20°С резко увеличивается ее теплоемкость. Это установили американские ученые, исследуя свойство водных эмульсий, образованных капельками воды диаметром около 5 микрон.

Углубленное изучение физического смысла и направлений практического применения данного явления еще ждут своих исследователей. Но уже и теперь ясно, что эти открытия представляют очень интересный и ценный познавательный материал.

Вода как растворитель

Самым распространенным растворителем на нашей планете является вода. Тело среднего человека мас–сой 70 кг содержит примерно 40 кг воды. При этом около 25 кг воды приходится на жидкость внутри клеток, а 15 кг составляет внеклеточная жидкость, в которую входят плазма крови, межклеточная жидкость, спинно-моз-говая жидкость, внутриглазная жидкость и жидкое содержимое желудочно-кишечного тракта. У животных и растительных организмов вода составляет обычно бо–лее 50%, а в ряде случаев содержание воды достигает 90—95%.

Вследствие своих аномальных свойств вода – уни–кальный растворитель, прекрасно приспособленный для жизнедеятельности.

Прежде всего вода хорошо растворяет ионные и мно–гие полярные соединения. Такое свойство воды связа–но в значительной мере с ее высокой диэлектрической проницаемостью (78,5).

Другой многочисленный класс веществ, хорошо раст–воримых в воде, включает такие полярные органиче–ские соединения, как сахара, альдегиды, кетоны, спир–ты. Их растворимость в воде объясняется склонностью молекул воды к образованию полярных связей с поляр–ными функциональными группами этих веществ, на–пример с гидроксильными группами спиртов и сахаров или с атомом кислорода карбонильной группы альдеги–дов и кетонов. Ниже приведены примеры водородных связей, важных для растворимости веществ в биологи–ческих системах. Вследствие высокой полярности во–да вызывает гидролиз веществ.

Так как вода составляет основную часть внутренней среды организма, то она обеспечивает процессы всасывания, передвижения питательных веществ и продуктов обмена в организме.

Необходимо отметить, что вода является конечным продуктом биологического окисления веществ, в частно–сти глюкозы. Образование воды в результате этих про–цессов сопровождается выделением большого коли–чества энергии – приблизительно 29 кДж/моль.

Важны и другие аномальные свойства воды: высо–кое поверхностное натяжение, низкая вязкость, высо–кие температуры плавления и кипения и более высокая плотность в жидком состоянии, чем в твердом.

Для воды характерно наличие ассоциатов – групп молекул, соединенных водородными связями.

В зависимости от сродства к воде функциональные группы растворяемых частиц подразделяются на гид–рофильные (притягивающие воду), легко сольватируе-мые водой, гидрофобные (отталкивающие воду) и ди-фильные.

К гидрофильным группам относятся полярные функ–циональные группы: гидроксильная —ОН, амино —NH₂ , тиольная —SH, карбоксильная —СООН. К гидрофоб–ным – неполярные группы, например углеводородные радикалы: СНз—(СН₂)_п —, С₆Н₅ —. К дифильным отно–сят вещества (аминокислоты, белки), молекулы кото–рых содержат как гидрофильные группы (—ОН, —NH₂ , —SH, —СООН), так и гидрофобные группы: (СН₃ – (СН₂)_п ,—С₆Н₅—).

При растворении дифильных веществ происходит изменение структуры воды как результат взаимодей–ствия с гидрофобными группами. Степень упорядо–чения молекул воды, близко расположенных к гидро–фобным группам, увеличивается, и контакт молекул воды с гидрофобными группами сводится к миниму–му. Гидрофобные группы, ассоциируясь, выталки–вают молекулы воды из области своего расположения.

Методы очистки воды — способы отделения воды от нежелательных примесей и элементов. Существуют несколько методов очистки и все они входят в три группы методов:

• механические

• физико-химические

• биологические

Наиболее дешевая — механическая очистка — применяется для выделения взвесей. Основные методы: процеживание, отстаивание и фильтрование. Применяются, как предварительные этапы.

Химическая очистка применяется для выделения из сточных вод растворимых неорганических примесей. При обработке сточных вод реагентами происходит их нейтрализация, выделение растворенных соединений,обесцвечивание и обеззараживание стоков.

Физико-химическая очистка применяется для очистки сточных вод от грубо- и мелкодисперсионных частиц, коллоидных примесей, растворенных соединений. Высокопроизводительный, но в то же время дорогой способ очистки.

Биологические методы применяются для очистки от растворенных органических соединений. Метод основан на способности микроорганизмов разлагать растворенные органические соединения.

В настоящее время из общего количества сточных вод механической очистки подвергается 68 % всех стоков, физико-химической- 3 %, биологической — 29 %. В перспективе предполагается повысить долю очистки биологическим методом до 80 %, что улучшит качество очищаемой воды.

Основным методом повышения качества очистки вредных выбросов предприятиям при рыночной экономике является система штрафов, а также система плат за пользование очистными сооружениями.

Галоге́ны (от греч. ἁλός — соль и γένος — рождение, происхождение; иногда употребляется устаревшее название гало́иды) — химические элементы 17-й группы периодической таблицы химических элементов Д. И. Менделеева (по устаревшей классификации — элементы главной подгруппы VII группы)^[1].

Реагируют почти со всеми простыми веществами, кроме некоторых неметаллов. Все галогены — энергичные окислители, поэтому встречаются в природе только в виде соединений. С увеличением порядкового номера химическая активность галогенов уменьшается, химическая активность галогенид-ионов F⁻, Cl⁻, Br⁻, I⁻, At⁻ уменьшается.

К галогенам относятся фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I, астат At, а также (формально) искусственный элемент унунсептий Uus.

Все галогены — неметаллы. На внешнем энергетическом уровне 7 электронов, являются сильными окислителями. При взаимодействии с металлами возникает ионная связь, и образуются соли. Галогены, (кроме F) при взаимодействии с более электроотрицательными элементами, могут проявлять и восстановительные свойства вплоть до высшей степени окисления +7.

Особенности химии фтора

самый электроотрицательный элемент в таблице менделеева, в атмосфере фтора горит все даже кислород!

Свободный фтор представляет собой зеленоватожелтый газ с характерным резким и неприятным запахом. Его плотность по воздуху равна 1,13, температура кипения –187 °С, температура плавления –219 °С. Относительная атомная масса фтора равна 19. Во всех своих соединениях фтор одновалентен. Атомы фтора соединяются между собой в двухатомные молекулы.

Фтор образует соединения, прямо или косвенно, со всеми другими элементами, включая некоторые инертные газы.

С водородом фтор соединяется даже при –252 °С. При этой температуре водород превращается в жидкость, а фтор затвердевает, и все же реакция протекает с таким сильным выделением тепла, что происходит взрыв. Долгое время не было известно соединение фтора с кислородом, но в 1927 г. французским химикам удалось получить дифторид кислорода, образующийся при действии фтора на слабый раствор щелочи:

2F₂ + 2NаОН = 2NаF + OF₂ + H₂O.

С азотом фтор непосредственно не соединяется, но косвенным путем известному специалисту по фтору Отто Руффу удалось получить в 1928 г. трифторид азота NF₃. Известны и другие азотсодержащие соединения фтора. Сера под его действием при доступе воздуха воспламеняется. Древесный уголь загорается в атмосфере фтора при обычной температуре.

Самое простое средство тушения пожаров – вода – горит в струе фтора светло-фиолетовым пламенем.

Все металлы при тех или иных условиях взаимодействуют со фтором. Щелочные металлы воспламеняются в его атмосфере уже при комнатной температуре. Серебро и золото на холоде взаимодействуют с фтором очень медленно, а при накаливании сгорают в нем. Платина при обычных условиях не реагирует с фтором, но сгорает в нем при нагревании до 500–600 °С.

Из соединений других галогенов с металлами фтор вытесняет свободные галогены, становясь на их место. Кислород также легко вытесняется фтором из большинства кислородных соединений. Так, например, воду фтор разлагает с выделением кислорода (с примесью озона):

Н₂O + F₂ = 2НF + O.

Соединяясь с водородом, фтор образует газообразное соединение – фтороводород НF. Водные растворы фтороводорода называют плавиковой кислотой. Газообразный НF – бесцветный газ с резким запахом, очень вредно действующий на дыхательные органы и слизистые оболочки. Обычный способ его получения — действие серной кислоты на плавиковый шпат СаF₂:

СаF₂ + Н₂SО₄ = СаSO₄ + 2НF.

Для молекул фтороводорода характерна способность к их ассоциации (соединению). При температуре около 90 °С получается простая молекула НF с относительной молекулярной массой 20, но при понижении температуры до 32 °С измерения приводят к удвоенной формуле Н₂F₂. При температуре кипения фтороводорода, равной 19,4 °С, появляются ассоциаты Н₃F₃ и Н₄F₄. При более низких температурах состав ассоциатов фтороводорода еще сложнее.

Плавиковая кислота действует на все металлы, за исключением золота и платины. На медь и серебро плавиковая кислота действует очень медленно. Слабые растворы ее совершенно не действуют на олово, медь и бронзу.

Устойчив к плавиковой кислоте и свинец, который покрывается слоем фторида свинца, предохраняющим металл от дальнейшего разрушения. Поэтому свинец и служит материалом для аппаратуры в производстве плавиковой кислоты.

Склонность молекул НF к ассоциации приводит к тому, что кроме средних солей фтороводородной кислоты известны и кислые, например КНF₂ (из нее электролизом получают фтор). В этом заключается ее отличие от других галогеноводородных кислот, дающих только средние соли.

Характерная особенность плавиковой кислоты, отличающая ее от всех других кислот, – чрезвычайно легкое ее действие на кремнезем SiO₂ и соли кремниевой кислоты:

SiO₂ + 4НF = SiF₄ + 2H₂O.

Тетрафторид кремния SiF₄ – газ, улетучивающийся при реакции.

Действуя на кремнезем, входящий в состав стекла, плавиковая кислота разъедает стекло, поэтому хранить ее в стеклянных сосудах нельзя.

Из органических веществ плавиковая кислота действует на бумагу, дерево, пробку, обугливая их. На пластик действует слабо, совершенно не действует на парафин, чем и пользуются при хранении плавиковой кислоты в сосудах, сделанных из этого материала.

Фтор довольно распространен в природе. Процентное содержание его в земной коре приближается к содержанию таких элементов, как азот, сера, хром, марганец и фосфор. Промышленное значение имеют, однако, только два фтористых минерала — плавиковый шпат и криолит. Кроме того, фтор входит в сравнительно небольшом количестве в состав апатитов. При переработке природных фосфатов на искусственные удобрения в качестве побочных продуктов получают фтористые соединения.

Плавиковый шпат, называемый иначе флюоритом, или плавиком, является по своему составу фторидом кальция CaF₂. В природе плавиковый шпат может встречаться как в виде отдельных кристаллов, так и в сплошных массах. Образование месторождений плавикового шпата геологи объясняют следующим образом. При остывании некогда жидкой массы земной коры внутри нее образовались трещины и пустоты. Когда в такие пустоты, возникшие внутри пород, содержащих в своем составе кальций, проникали растворы или вулканические газы, содержащие фтор, происходило взаимодействие между кальцием породы и фтором раствора или газа. В результате такого взаимодействия пустоты заполнялись массой фторида кальция. Таково происхождение плавикового шпата.

Получение фтора и применение его соединений

Замечательно разнообразие окраски плавикового шпата: он может быть совершенно бесцветным (прозрачным), белым, розовым, голубым, зеленым, красным, фиолетовым. Наиболее часто встречающиеся его окраски — зеленая и фиолетовая.

Мощные залежи плавикового шпата находятся в американских штатах Иллинойс, Кентукки, Колорадо.

Элементарный фтор в настоящее время нашел пока единственное широкое применение: в деле обеззараживания питьевой воды. Но в отличие от своего аналога хлора, который служит для той же цели непосредственно, фтор используется здесь косвенным путем. Действием фтора на воду получают озон, который и применяется для стерилизации питьевой воды.

С питьевой водой, кстати, фтор поступает в наш организм. При недостатке фтора уменьшается устойчивость эмали зубов против содержащихся в пище кислот.

Многие фторсодержащие вещества очень важны для современной науки и техники. Большое значение получили соединения фтора с углеродом, называемые фторуглеродами. В природе они не встречаются и получаются исключительно искусственно. Фторуглероды обладают рядом ценных свойств: они не горят, не подвергаются коррозии, гниению и т.д. Возможности их практического применения все время расширяются. Например, фторхлорпроизводные простейших углеводородов (СН₄ и др.) – так называемые фреоны – широко применяются как хладагенты в холодильных установках на судах, железнодорожных вагонах, в бытовых холодильниках и т.п.

Молекулярный хлор и его основные соединения